Архів якісних рефератів

Знайти реферат за назвою:         Розширений пошук

Меню сайту

Головна сторінка » Хімія

Відповіді на питання з предмету "Аналітична хімія" (шпора)

Аналітична хімія, якісний аналіз

1. Перспективи хім розв хім науки та пром.

2. Предмет анал хімії.

3. Класиф анал реакц. Типи реакц, які використов в аналізі.

4. Період закон і період сист Д. І. Менделєєва та її знач в анал хім. Знач хім-анал власт йонів в зв'язку з полож е-ів в період сист.

5. Анал х-ика хім реак: границя визнач, чутливість, специфічн, граничне віднош іонів.

6. Йоннi рiвноваги в розч електрол.

7. Простi та скл pеак.

8. Закон діючих мас.

9. Теорія електрол дис.

10. Розрах рівноважн конц компонентів реак при дис сл електрол.

11. Peак осадж.

12. Розчинення i утвор осадів.

13. ДР. Вплив одноіменн йонів на розчинн ос.

14. Розчинн ос у к-тах.

15. Розчинн ос при утвор компл.

16. Ос крист та аморфнi.

17. К-тно-осн рiвн у водн розч.

18. Йонн доб води. Поняття про рН.

19. Kонц водневих йонiв розч к-т та осн.

20. Гiдролiз. Конц водневих йонів розч солей.

21. Буфернi розч.

22. Компл спол у водневих розч.

23. Компл спол з аніонами сил і сл к-т.

24. Вплив рН, конц лігандів на утв компл спол.

25. Застос компл спол в аналізі.

26. Peaк окисн-відн. 3аг х-ка.

27. Окислюв-відн потенцiал. Рiвн Нернста.

28. Окислюв потенцiал i напрям окисл-вiдновле.

29. Конст рiвн окислюв-вiдн реак.

30. Вплив рН на глибину проходж окислюв-віднов реакц в аналiзi .

31. Методи маскув, розділ i концентр. Осадж та співосадження. Екстракція. Сорбція, орг та неоргі сорбенти, які використ в аналізі. Заг х-ка методiв.

1. Перспективи хім розв хім науки та пром. Анал хім має вел практ знач в житті сучасн сусп, оскільки створ засоби для хім аналізу і забезп його здійсн. Хім аналіз є важл засоб контрол пром і оцінки якості продукц в цілому ряді гал пром виробн у хім., нафтопереробн, нафтохім, фармацевт та харч пром, чорної та кольор металург, гірничодоб пром, геолог служб, вигот чист та надчист матер для радіоелектрон пром і т.д. Без хім анал неможл виріш проблем охорони НС, функціонув агропромисл компл, провед медичн діагност, розв біотехнолог. Наук осн хім аналізу є аналіт хімія, яка розробл теорет осн метод анал або запозич їх у суміжн галузей хім та фіз. науки та пристос до своїх цілей. Анал хім визнач границі використ метод, оцін їх метролог х-тики, розробл спос аналізу різноман об'єктів. Суч тенденц розв: *інструменталіз. *матиматиз. *автоматиз. *перехід до багатокомпонент анал. *збільш визнач метод. *підвищ точності визнач. *розробка метод аналізу без руйнув зв'язка (важлив для медиц). *розв експресн метод. *розв квантово-хім метод аналіз, які вход у держ стандарти. Стандарт-це нормат докум, на метод або методику анал, який визн допуст к-сті домішок і метод їх визнач.

2. Предмет анал хім.

Анал хім. – це наука, яка розвив осн хім. аналізу і розроб методи відкриття, ідентиф, визнач і розділ хім ел-тів і їх спол, розроб методи визнач складу і структ хім сист. Обєктом визнач анал х є хім. р-ційна суміш або сист , яка вираж особл форму існув хім динам сист. Предметом анал х є розв теор

основ методі аналізу відкриття та встановл нових закономір і співвідн між хім ел-тами, а також вдосконал існ та розроб нових більш швидк і точн методів аналізу. Основн методом анал х є х аналіз. Аналіз – це розклад дослід об'єктів на складові част з метою встановл їх складу і структ. Предм якісного аналізу є розв теор основ вдосконал існ і розроб нових методів визнач якісн складу р-ни. Методи якісн анал класиф:

А) за агрег станом дослід об'єкту (метод сухої хімії (макро хім.); Б) за технікою викон аналізу (пробірковий і без проб методи).

Аналіз методу «сухої» хімії: А. Пірохім аналіз: 1) перевірка за забарв полум'я. 2) Одерж забарв перлин при сплав дослід р-ни з бурою або натрійамонійгідрофосфатом:

Na2B4O7 + CoO= 2NaBO2 + CoBO2;

3NaNH4PO4 + Cr2(OH)3=

= 2CrPO4 + Na3PO4 + 6H2O.3)термічний розклад. Hg(NO3)2 +Na2CO3 =HgCO3+ 2NaNO3. HgCO3 = HgO+CO2; 2HgO=2Hg+O2. Hg(NO3)2 + Na2CO3 =2Hg+4NaNO3+2CO2+O2. Б. Мех-хім методи (метод розтир): CoCl2 + 4NH4SCN =(NH4)2[Co(SCN)4] + 2(NH4)Cl. Аналіз методом мокрої хім поляг в тому що рну розч у воді чи к-тах. Якщо р-на не розч її сплав з іншими р-нами, а потім ці плавні розч у к-тах.

3. Класифік анал реак. Типи реак, які використ в аналізі.

Анал р-ція – це р-ція за допомог якої аналіз р-на перевод в добре відому спол х характ ефектом р-ції (утв осаду, вивільн газу, виник або зник забарв р-ну.

Всі анал р-ції поділ на такі групи:

1) Р-ція відкриття або виявл

2) Р-ції перевірки або ідентиф

3) Р-ції розділення

Також поділ на:

А. Прості – що можна вираз одним хім. рівн. Б. Складні – кількома хім. р-ціями

По х-еру реак діл на групи: *кислотно-осн, супроводж утвор нейтр молекул – води, газів, слаб електрол і комплекс іон. *реакц буферн дії, супроводж нейтралізац йонів водню, сильн к-т і одночасн дисоц утвор слаб к-т буф розч. *реак гідролізу і інш спол супроводж порушен рівн в електроліт дис. води і утвор слабк к-т або слаб осн. *протоно-донорні і протоно-акцепторні реак амфотерн спол супроводж розширенням ос в к-тах і в лугах. *реак осадж супроводж утвор ос різн кольору. *реак розчинен ос в к- тах, лугах, аміаку і т.д. супроводж утвор газів, слабк електроліт і комплексн іонів. *реак комплексоутвор супроводж приєдн атома комплексоутворювача різн лігандів – іонів і молекул. *реак окис лен-відновлен, супроводж переходом електронов. * реак іонного обміну, протік на катіонах або аніонах. *електрохім реак, супроводж окисленн-відновл, яке відбув на електродах, заглиблених в аналізуюч розч. *комбінов реак, повяз з проц. К-тно осн взаєм, окисл-відновл, комплексоутвор.

4. Період закон Менделєєва. Власт е-ів знах у період залежн від заряду ядра їх атомів У кожній групі е-ти вел період діл на 2 підгрупи: головн (А) і побічну (В). До (А) підгр вход е-ти малих (I–Ш) період (тип е-ти) і подіб до них е-ти вел (IV-VII) період. Побічні підгрупи склад із е-ів тільки вел періодів. Знаючи місце е-нта в період табл: порядк №, період, групу, підгрупу, - мож чітко визнач деякі його власт. По-перше, якщо е-нт знах на почат періоду, в І, ІІ, ІІІ гр, він має метал власт, якщо в кінці періоду, неметал власт. Всі е-нти побічн підгруп є метал. Мож визнач атомну масу, густину, t плавл та інше як сер аріфметич від відповідн костант його 4ьох "сусідів” ліворуч, праворуч, зверху, знизу. № головн підгрупи дозвол визнач валентн е-та за киснем і за воднем. Осн суч теорії буд атома. Всі е-ти побуд з атомів, які склад з позит зарядж ядра і електр і відрізн атомною масою. Маса атома склад з маси протонів +1 і нейтронів 01. Число протонів = порядков № е-та в табл і числу електронів навколо ядра. Число нейтронів мож визнач, якщо від атомн маси відняти число протонів. Тому для розум хім поведінки е-тів треба знати буд електрон шарів їх атомів. Енерг рівні діл на підрівні. Існ 4 енергет підрівня, які познач s, p, d, f.

5. Анал х-тика хім реак.

Кожна анал р-ція характ чутливістю.

Чутл анал р-ції – це можл визнач р-ни, мол або йонів в р-ні.

Велич або параметри чутл анал р-ції С:

a)Відкриваний мінімум або абс чутл. b)Гранична концентр або граничне розвед (чутл визначення). c) Мін об'єм граничного розвед р-ну. d) Границя виявл

a – це найм маса р-ни або йона, яка може бути відкрита дією даного реаг-та за певних умов. Вимір в мкг (10-6), пікто (10-12). Чим менше відер мін, тим менше чутл р-ції. b– це віднош однієї масовой част визнач йона до найб маси р-ника, вираж в тих же од. г/см3, г/мл. граничн розвед– величина обернена гран конц. Показ в якому найб об'ємі визн р-ну міст йон, який визнач масою 1г.

c – це об'єм рну. Який містить відкриваний мін. d – це найм маса йона в грамах, яка містит в 1см2 дослід р-ну. Показник чутл – це відємний десятк логарифм границі виявл. Умови, що вплив на чутл анал р-ції: 1.Дост концентр р-ну і аналіз р-ну. 2.Наявн відпов pH сер-ща.3.t. 4.Послідов додав реактивів.5.Обєм аніквоти р-ну, що було взято до аналізу. 6.Товщина шару р-ну. 7.Метод викон р-ції і спостереж результ р-ції. 8.Наявн домішок, які можуть вплив на ефект. 9.Наявн специф реак-ву. Способи підвищ чутлив анал р-ції: *Підвищ концентр аналіз р-ни і реактиву. *Прискор утв осаду (внес в центр крист охолод р-ну або додав р-ника). *Зменш р-ності осаду при додав орг. Неелектролітів. *Викор операції маскування. *Поперед видал домішок.

Граничне віднош – показ вплив конц сторонн йона на дану р-цію, віднош молярних к-ції даного йона до стороннього, явл міро. специфічності реак. Гр відн показ при якій конц сторонного йона мож провести р-цію відкриття. Гр відн міра специ р-ції. Специфічність. Реакц проведенню яких не заваж стор йони, назив специфічн. Коли говор про специф реак , то мають на увазі провед її в строго визнач умов.

6. Йоннi рiвноваги в розч електрол

Зміщення йонних рівноваг для однойм йону. При введ в р-ин слаб ел-літу однойм йону існуюча рівн між йонами і недис мол зміщ в бік недис мол. Окрем випадком є зменш іонізації слаб к-т і осн при додав до осн або к-ти солі цієї осн/к-ти. Напр: якщо до рну оцтової к-ти додати будь-яку її сіль. У цьому вип буде введ багато однойм ацетатних йонів. Це привод до зміщ хім. рівноваги. Конц йонів в р-ні зменш. Внаслідок чого ацетатна к-та повод себе як ще слабща. Використ рівноваги для конст дис підрах зміни конц того чи інш йона , а також ступ іонізації слаб ел-літу при додав сил ел-літу з однойм йоном. Напр: Сзаг, [A] = СА. [K] - ?. Кд = [K] [A]/[KA] = [K] СА / Cзаг – [K]

[KA] = Cзаг – [K]

[K] СА = Кд (Cзаг – [K])

[K] СА + Кд [K] = Кд Сзаг

[K] = Кд Сзаг / (СА + Кд)

[K] = Сзаг / (СА/Кд + 1)

Основн полож теор сильн

ел-літів. У р-нах сильн ел-літів відсутн динам рівновага між йонами і недис мол. Проц дис. сильних ел-літів є не оборот. Отже р- ни сильних ел-літів не діють за законом дії мас. За теор сильних ел-літів що була розроб Дебаем і Хюкелем сильні ел-літи дис. в р-ні на 100%. В р-нах сил ел-літів між йонами існ як електостат взаєм, так і інші взаєм, які обумовл рухлив йонів, а отже і їх активн, тому для сил ел-літів використ поняття актив йонів. Отже акт йона врах взаєм розчиненої р-ни з р-ником, взаємне притяг йонів, а також поява інш ел-літів що змін рухлив йона в р-ні. Отже акт назв ефективна або уявна конц р-ни або йону відпов якій йони проявл себе в хім. проц. як реальні діючі маси. Акт безкінечно розвед р-нів = молярній конц. У реальн р-нах акт йонів < мол конц р-ни у р-ны. Це поясн сильною між йонною взаєм.

7. Простi та скл pеак.

Реакц діл на прості та складні: -прості назив реак які мож вираз 1-им хім рівн (NaOH +HCl = NaCl+H2O), - складн назив реак які вираж кількома хім рівн (Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl,

NaHCO3+HCl=NaClCO2+H2O). Скл реак майже завжди склад з прост реак. Прост хим реак всегда в той или иной степени обратима. В простой хим реак реагенты непосредст превращ в продукты без образ промежут. Прост реакц протек без участ катализ и не тормоз ингибиторами. Для прост реак, как правило, сущ лишь одно переходн сост.

8. Закон діючих мас.

Анал р-ції протік з різною швидкістю. Про швидк р-ції судять як за к-стю спол що прорегув в од часу.

У 1867р норвег вчені Гультберг і Вааге відкрили закон дії мас.: A + B = C + D

V1 = k1 [A] [B], V2 = k2 [C] [D]

Розглан оборот хім. р-цію:

V1 = V2 =>k1 [A] [B] = k2 [C] [D]

K1/k2 = [C] [D] / [A] [B] = K – конст рівноваги

Це рівн є виразом закону дії мас:

В стані хам рівноваги добуток конц прод р-ції поділ на добуток конц вихід р-ин є величина стала при Т=const, P=const.

К – концентраційна конст рівноваги в хім. р-ціях. Якщо р-ція більш складна:

aA + bB = cC + dD

k1/k2 = [C]c [D]d / [A]a [B]b

В такому вигл З Дії мас може бути викор лише для ідеальних сист. Ідеальні сист – це гази або дуже розвед р-ни.

Значення К характериз напрям протік хім. р-ції: Якщо К>>1 рівновага зміщ вправо. Якщо К<<1 – вліво. Якщо К=1 – р-ція протік наполовину. В реальн сист буде спостеріг відхил від закону дії мас, взаєм між част, що обумовл відхил від закону діл на групи:

1.електростат взаєм:

а. взаємодія між іонами; б. йонно-дипольні; в. диполь-дипольні взаєм

2.взаєм що обумовл Вандервальсовими силами.

3.слаб хім. взаєм що виник за рах водневих зв між част сист.

Закон дії мас викон більш точно якщо замість конц викорис активність.

а = f c. активн врах не тільки конц реагентів с, але і вплив розлгян вище взаємодій на реакційну здатність реагентів. Такою мірою є коеф активн f. Якщо f= 1, то f = с, сист є ідеальною. Крівн = aaA abB/acC adD = [A]a [B]b/[C]c [D]d =faA fbB / fcC fdD

Така конст назв термодинамічною. У водних р-нах електролітів коеф актив f залеж від всіх присуд в р-нах йонів, оскільки неможливо пригот розч які б міст лише аніони або кат.

9. Теорія електрол дис.

Теорія електролітичної дисоціації

Всі ел-ти в воді розпад на йони. Р-ції в вод р-нах – це р-ції між йонами. Процес дисоц характ конст дис. Велич конст характериз здатн ел-літу дис. на йони. Чим більше зн конст дис, тим сил ел-літ дис. на йони. Віднош числа дис. мол ел-літу до заг к-сті всіх його молек, які містя в даному об'ємі назв ступенем дис. Розгляд звяз конст і ступеню дис.:

с-αс αС αс

КА = К+ + А-. Кд = [K] [A] / [KA]. Познач ступ дис. – α, конц – с. Кд = с α2 / с(1-α) = с α2 / (1-α). У дуже розвед р-нах α мале, 1-α→1. Кд = с α2. Дис електр при відсутн сторонн йонів [K] = [A] = x. [KA] = Cзаг – х. Кд = [K]

[A]/[KA] = x2/(Cзаг – х). В дуже розвед р-нах х

мале, тому Кд= x2/Cзаг.

10. Розрах рівноважн конц компон реак при дис сл електрол.

смотреть 6, 9.

11. Peак осадж.

Осадж - це утвор тверд ос в розч в ході хім реак, напр, дод відпов реагент. Сам метод поляг у виділ з розч хім. компон у вигл малорозч сполуки. Один з найб пошир в хімічн аналізі метод поділу е-нтів, на якому баз методи якісн та кількісн аналізу. Реакц осадж, які супроводж утвор ос різн кольорів, П: CaC2O4 – білий, CuS- чорний, HgI2 – червон, PbI2-золотист.

12. Розчинення i утвор осадів.

Розчин хім спол у воді є складн фізико-хім проц, при якому відбув розрив міжмолеку-лярних та іонних зв'яз­к кристалічн решітки і перехід реч в розч у вигл окрем молекул або іонів, що рівномірно розподіл серед молекул розчинника. Для такого руйнув крист решітки треба затратити досить вел енергію. Ця енергія вивільн звичайно в процесі гідратації — хім взаєм розчинюваної реч з водою. Здатн реч розчинятися залеж від співвідн 2ох велич: енергії кристї реші-тки і енергії гідратації. Коли велич енергії гідратації ˃ за велич енергії кристї решітки реч, остання пов бути лег­корозч. При обернспіввідн цих велич реч важко розчинна. Існ лише деякі частк законом, які зв'яз розчинність реч з її хім складом. Напр, теорет закономірність, згідно з якою для ряду солей того самого аніона з різн катіонами (або навпаки) енергія крист решітки буде максим, а отже, розчинн солі буде найменш тоді, коли сіль утвор іонами приблизно однак розміру. Так, розчинн сульфатів е-тів 2ої групи період сист збільш при переході від барію до стронцію, кальцію і магнію.

13. ДР. Вплив одноіменн йонів на розчинн ос.

ДР (добут р-ності) – це добуток молярн конц цонів в насич р-ні малорозч ел-літу за сталої Т іР. Величиною ДР прийнято користув лише по віднош до ел-літів розч яких у воді не <ніж 10-2 моль/л. Знач велич ДР залеж: Т, Йонної сили, Коеф активн. Суть рівн ДР: Не залежно від зміни моляр конц окрем йонів знач ДР завжди залиш сталим за сталої Т. Отже утв чи розч осаду є зовн ефектом р-ції, аналіт сигналом що фікс візуал. Утв осаду є рез зниж енерг Гібса в сист. Це обумовл: 1. зміною характеру і мутності хім. зн в вихід і кінц прод сист. 2. невпорядк сист при злив двох р-нів, що містят гідратовані йони. Це явище повяз з прир йонів і р-ни. Кожна р-ція осадж характ певними зн ∆G визнач повноту випад осаду у вод р-нах ел-літів. Чим більше абс зн ∆G тим повніше проход р-ція осадж за стандарт умов. Якщо зн ∆G > 0 відбув проц розч осаду. ∆G < 0 – утв осаду ∆G = 0 – осад знах в стані рівноваги з йонами які знах в р-ні над осадом.

Розрах розч малорозч спол. Розч – конц р-ни в насич р-ні. Познач S = моль/л. KmAn = [Kn+]m*[Am-]n . [Kn+] = mS; [Am-] = nS

ДP = [Kn+]m*[Am-]n = (mS)m*(nS)n

Якщо малорозч спол слабе л-літ, то за доп ДР мож розрах лише конц йонів, які вход в склад р-ни:

Вплив сторонніх йонів. ВСЙ – назв сольовим ефектом. СЕ – це підвищ розч малорозч ел-літів що перебув в рівновазі з ос при дод до них сил ел-літів, які не міст однойм з ос йонів. Напр: розч CaSO4, Ba, Sr збільш при дод до них насич р-нів які переб у рівновазі з ос. Р-нів NaCl, KCl, KNO3, NaNO3. Розч SO42- буде тим більше чим ˃ конц вел додав солі в р-ин. При дод до насич р-ні малорозч ел-літу інш сил ел-літу який не має спільн йонів з малорозч ел-літом йонна сила р-ну зрост , а коеф активн <. Це призвод до того що ДР малорозч ел-літу стає більш ніж ДР у воді. За теор сил ел-літів СЕ обумовл < коеф акт йонів внасл підвищ йонної сили р-ну при дод сторонн йонів. Різні ел-літи прилиті в одн к-сті дають різн СЕ, тому що йони мають різн вел заряду. який вплив на велич йонної сили. Вплив однойменних йонів. Розч осаду мож розрах за ДР. при додав реактиву, який містить однойм йони з осадом, розч-сть осаду зменш.

Але у деяких вип надл реактиву може виклик побічні р-ції, або розч осаду зменш. Розгл коли при збільш йонів р-ність осаду зменш. Припустимо що однойменним йоном буде:

S = [Kn+]/m

S = [Am-]/n

14. Розчинн ос у к-тах.

Вплив кислотності сер-ща на р-ність осаду

Якщо є осад KmAn↓ і ми його розч npH+:

KmAn↓ + npH+ = mKn+ + nHpA

[Kn+] = mS [HpA] = nS

DPKmAn/KnHpA = (mS)m*(nS)n/[n+]np

n - коеф, p- основність.

Цей вираз мож застос у випад коли ступ дис. слаб к-ти <= 0,1 (α <= 1). Отже це рівн (1) мажна застос для розрах р-ності при конц йонів водню, яка не перевищ в 10р знач 1конст дис. слаб к-ти. На практиці бувають вип, коли необх розрах р-ніть малорозч спол при певній кислот сер-ща і надл осаджувача (для аніону слабк к-ти).

Для ел-літів складного складу заг конц:

Cзаг = [A] + [HA] + … [HpA]

15. Розчинн ос при утвор компл.

Вплив комплексоутв реагентів

А)Комплексоутв реагент є аніоном сильної к-ти:

KmAn↓ + mpLz = mKLpn+z + nAm-

[KLpn+z ] = mS [Am-] = nS

DPKmAn/KmKLp = (mS)m*(nS)n/[Lz-]mp

Як і у навед вище прикл це рівн мож використ якщо [Lz-] >= 10Kp, де Кр –це остання ступінчата конст дис комплексу.

Б.Комплексоутв реагент є аніоном слаб к-ти. В цьому випадку конц аніону або мол аміну залежить від кисл-сті серща. Споч розрах конц ліганду при даній конц реагенту з урах заг конц. В сист рівн розрах конц ліганду:

В.Аніон комплексоутв реагенту входить до складу малорозч спол. В цьому випадку розгляд 2 типи рівноваги: KmLn↓ = mKn+ + nLm-

Дис. осаду з врах ДР

ДP = [Kn+]m*[Am-]n

Kn+ + pLm- = kLpn-mp – гетерог рівн

KpKLpn-mp = [Kn+][Lm-]p/ kLpn-mp – комплексоутв

При розч кодної мол складу KmLn у р-ин переход m- йонів кат n+ які частково звяз в комплекс спол(розч=суміш):

[Kn+] + [KLpn-mp] = mS

16. Ос крист та аморфнi.

Більш звич ос утвор в кристу стані. Аморфні осади. Такі ос утвор при швидк долив роз­ч осаджувача. При цьому зразу виник багато центрів кристаліз і дрібн агрегатів кристалів, які сполуч в більші част, тобто відбув коагул колоїдн розч. Назва «аморфний» означ, що осад склад з вел к-сті слабо зв'язаних між собою дрібних част з вел заг поверхн. Аморф­ні осади при промиванні мож утворюв колоїдні розч, що зумов­л слабк зв'язк між дрібн част ос. Крист ос. Процес утвор ос крист форми х-ться тим, що при дод окрем порцій осаджувача нові центри кристаліз утвор не зразу. При повільн дод реактиву крист центри вирост у порівняно вел кристали. Для утвор ос крупнокрист форми треба, щоб 1а ста­дія осадж — процес виникн центрів кристаліз — відбув дуже повільно, тобто щоб розч під час осадж був по можлив менш пересиченим відносно спол яку осадж. Крист ос мають < заг пов, тому значно < адсорбують на пов сторонні реч.

17. К-тно-осн рiвн у водн розч.

Теорія Ареніуса-Освальда, вона ствердж, що у водн розч к-ти дисоц. З утв протонів, а осн з утвор гідроксид йонів. Взаєм стехіо метричн к-стей осн і к-т, яка призв до утвор солі, назив нейтралізац, а звор проц гідроліз. Недол цієї теорії є обмеж лише водн розчин не зарядж осн і к-т, не врахов явища амфотерності. Теор Бренстеда Ця теор охопл як водні так і не водні розч осн і к-т. Ця теорія врахов не лише фіз, але й хім факт, які вплив на дис к-т. Згідно з цією теор к-та діє як донор протонів, а осн як акцептор. Протон може виділятись тільки в тому вип, якщо в сист є осн, яка здатна цей протон приєдн. К-тно-осн взаєм розгляд як подвійна протолітична рівнов. В цій рівновазі прийм участь 2 пари спряж осн і к-т. Напр: HCl + H2O = H3O+ + Cl-

к-та1 осн2 к-та2 осн1

Осн мож бути: 1)нейтральні осн (H2O, NH3, C6H5NH2); 2) аніонні осн (Cl-, Br-, Ac-, OH-). За Бренстедом К-т Мож бути такі спол і йони:

1) нейтральні к-ти;

2)аніонні к-ти, типу HCO3-, HSO3-;

3) катіонні к-ти (онієві: NH4+, C6H5NH+);

4) аквакомплекси металів: [Al(H2O)6]3+.

Баг спол мож бути і осн і к-тою, для них х-на амфотерні. Напр: H2O + H2O = H3O+ + OH-

к-та1 осн2 к-та2 осн1

Переваг теор Бренстеда є врах ролі розчинн к-тно-осн рівн. Розчинник розгляд не тільки як фіз серед, яке х-ється певн знач діалектричної проникн, але як і реч, яка хім реаг з осн або к-тою.Теор Льюіса. Ця теор включ до пон к-ти електронну і координац ненасич част. Пон осн для теор Льюіса і Бренстеда ідент. З точки зору Льюіса осн реак призв до утвор ковалентн зв'яз без зміни ступ окисн, тому р-ції окисн, відновл в теор Льюіса не розгляд. Вперше реак окисн, відновл було розгл в теор Усановича. Отже осн Льюіса міст неподіл електр пару, к-та міст вакантну орбіталь. К-ти і осн Льюіса реаг одна з одним з утвор ковалентн або координац зв'язк. Напр: Ag+ + 2CN- = [Ag(CN)2]-. Типовими к-тами Льюіса є:

а) молек з незаповненими зовн.Орбіта лями. б) катіони, цент атоми комплексн спол, в) молек з полярн кратним зв'язк. Типовими осн є: а) молек та йони з вільн електрон парами, б) аніони, які є лігантами комплекс спол, в) молек з кратним зв'язк.

18. Йонн добут води. Поняття про рН.

Дис води дуже важл для розч рівновага, яка призв до появи водн і гідроксильн йонів. H2O + H2O = H3O+ + OH-. H2O = H+ + OH-. Кд = [H+] [OH -]/[H2O]

Кв = [H+] [OH -]. Отже доб конц. гідрооксил йонів і Н+ є йонним доб води. У всякому водн розч при незмінній t йонний доб води зберіг своє постійне знач. Дис води-ендотерм проц. У відпов з принц Лешателье: Зі зрост t – зрост зная йонного доб води. Кв = [H+] [OH -] pКв = pH + pOH = 14. Розч мають рН>7 лужні, рН < 7 кислі, рН =7 нейтр. Розрах рН осн і к-т

Розвед розч сил осн і к-т практ повн дис у водн розч, тому конц водн чи гідроксил йонів = заг конц відповід к-ти або осн. pHk=-LgCk. pOH = -LgCocн. pH = 14 – ( -LgCocн)

Розрах рН сл осн і к-т. HA = H+ + A-

Кд = [H+] [A-]/[HA] = [H+]2 / Ck

[HA] = Ck. [H+] = √ Kk Ck

pH = -½Lg Kk – ½Lg Ck = ½pKk – ½p Ck

pOH = ½pKo – ½p Coсн

pH = 14 – pOH. pH = 14 - ½pKo – ½p Coсн

Розрах рН багатоосн к-т. Багатоосн к-ти дис ступінчасто: H2CO3 = H+ + HCO3- pK1=6,5

K1=[H+][HCO3-]/[H2CO3] = 3,0*10-7

HCO3- = H+ + CO3- pK2=10,2

K2[H+][CO3-]/[HCO3-]= 6,0*10-11. кожна ступінь х-ється своєю конст. Як видно за розрах k2<K1, крім того конц йонів HCO3- у р-ні дуже мала, тобто вугільна к-та знах в р-ні у вигл H2CO3. Отже кислотн розч багатоосн к-т залеж від дис по 1ому ступеню. При розрах рН багатоосн к-т треба брати до уваги тільки 1у константу дис (к1).

19. Kонц водн йонiв розч к-т та осн.

смотреть 18.

20. Гiдролiз. Конц водн йонів розч солей. Гідроліз – це взаєм солей з водою з утв осн або к-ти. Але якщо проц не доход до кінця утв проміжні продук р-ції: (NH4)2CO3 + H2O = NH4HCO3 + NH4OH. В рез реак Г розч в більш вип мають кисл або луж реак. Реак Г мож визнач як реак протил нейтраліз. Г солей посил при розвед (а рН в р-нах солей: НСІ – зрост, КСN - спад), зрост Т (цим в багатьох вип мож довести Г до кінця). Гідролітичн рівн в вод розч підпорядк закону дії мас, тому при зміні конц рівн може зміст. Ступ Г (h) – вираж віднош молярн конц реч солі, яка Г до заг конц реч солі в розч. Конст Г (Кг) – це віднош доб молярн конц реч прод Г до молярн конц реч прод не Г в розч. Типи реак Г: 1.Сіль утв сил осн і слаб к-тою: Ac- +H2O = HAc + OH- відбув Г за аніоном, рН>7 – лужне. Чим < Кк , тим ˃ Кг. Чим слаб к-та, яка утв при Г даної солі, тим у більш мірі сіль буде Г. 2.Сіль утв слаб осн і сильною к-тою:

NH4+ + H2O = NH4OH + H+. Г за кат, рН<7 – кисле. 3.Сіль утв слаб осн і слаб к-тою:

NH4+ + Ac- = NH4OH + HAc. рКк = рКс рН=7 нейтр. h не залеж від їх конц. Кт-ність р-нів солей, що утв слаб осн і к-тами залеж від співвід Кд слаб осн і к-ти Кк < Кo , ph > 7 ; Кo < Кк , ph < 7. Кк = Кo , ph = 7.

Всі вип реак гідрол. *слаб к-та і сил осн. Кгвк. h=√Кск∙Сс. рН=7+1/2рКк-1/2lgСс. *сил к-та і слаб осн Кгво. h= √Кво∙Сс. рН=7-1/2 lgСс-1/2рКо. *слабк к-та і слабк осн. Кгво∙Кк. h= √Кво∙Кк. рН=7+1/2рКк-1/2рКо. Г кислих солей багатоосн к-т: Відб ступіньчасто рН розч не залеж від конц солі, а х-ється лише показн Кд. Г сер солей багатоосн к-т: Відб ступінь і відб тим сильн, чим слаб к-та. Розрах рН провод за 1 Кд.

Використ Г в анал хім.. Найб знач в анал хім. має гідр 3-х валент кат таких як, Fe, Al, Cr, Bi, Sb. а. При дії (NH4)2S, KCN, NaCO3 на р-ни солей Al, Cr навіть без Т відбув осад гід-сидів Al, Cr. Внаслідок того, що г-сиди Al, Cr є майже не розч в воді, вони осадж майже повністю і Г проход до кінця: 2AlCl3 + 3(NH4)2S + 6H2O = 2Al(OH)3 + 6NH4Cl + 3H2S. б. Для виділ Fe, Al від 2-х валентн катіон заст осадж цих йонів у вигл осн ацетатів при нагрів: FeCl3 + 3NaAc + 2H2O=Fe(OH)2Ac + 3NaCl + 2HAc. в. Солі Ві, Sb, які утв сильн к-ми у вод р-нах Г: BiCl3 + 3H2O = Bi(OH)3 + 3HCl.

21. Буфернi розч.

Буферн назв сист, які підтрим певне знач якогось параметру сист. Буф р-нами можна підтрим рН сист, потенціал або конц якогось йона. *Якщо підтрим рН – к-тно - осн буф. *Якщо підтрим конц Ме – метало-буферні.

К-тно – осн буф – це розч рН яких мало змін при дод невел к-стей к-ти або лугу і майже не залеж від розвед назив буферними. Вони склад з сумішей слаб осн або к-т і спряж з ними солей, а також із сумішей солей багатоосн к-т: 1.HAc + NaAc // є спільний аніон 2.NH4OH + NH4Cl // є спільний катіон

3.NaH2PO4 + NaHPO4 (фосфатна). Буф суміші широк викор у якісн аналізі. Вони необх для того щоб підтримув сталими знач рН серед для побереж руйнув комплексн спол. Розрах рН буф сумішей: А)При зміні конц слаб к-ти чи осн, її солі в 10р, рН суміші змін на 1. Б)Буф р-ни, що склад з еквів к-стей солі і осн/к-ти мають знач рН р-ну рівне рКo / рКк. При дод сил к-ти чи осн до буф р-ну рН буде залиш до певної межі сталим. Кожен буф р-ин характ певним опором до змін. Кільк вираж буф емність(β). β – визнач к-стю молей еквів сил осн/к-ти, яке необх дод до р-ну, щоб змінити його рН на 1. β підвищ із збільш к-сті буфера в розч. Найб β за даної конц сягає тоді, коли спряжені осн або к-та і сіль присут в еквів співвідн (рівні).

25. Застос компл спол в аналізі.

Компл спол з неорг й орг лігандами широко викор в якісн і кільк аналізах. Найчаст їх застосов у таких вип: 1) для гравіметричн визнач; 2) для титриметричн комплексо метричн визнач; 3) для доб забарвл компл, які використ для якіс­н виявл і колориметричн визнач іонів; 4) для зв'язув сторонн іонів, які заваж визнач певн іонів 5)для розчин ос.

26. Peaк окисн-відн. 3аг х-ка.

ОВР – це р-ції при яких змін валент реаг р-ин, з переход від йонів або ел-тів до інших. ОВР викор в якісн аналізі для виявл і відокрем окрем анаонів і кат визначув реч, а також для маскув заваж іонів. В заг вигл р-ції ОВР:

Ox1 + Red2 = Red1 + Ox2

K = aRed1*aOx2 / aOx1*aRed2. Для оцінки О-В здатності викор потенціал. Це пявзано з унікалз датн такого типу р-цій відокрем полур-ції окис від полур-цій відновл. Напрям ОВР залеж від відносн сили спорідн йонів або атомів до вищого ступеню окисн йонів.

27. Окислюв-відн потенцiал. Рiвн Нернста.

Залежн ОВП від активн О-В форм, Т мож опис рівн Нернста: E = Eo + RT/WF lg(aOx/aRed)

Якщо полур-ція протік зі зміною част окслен і відновленої форм, то активн вход в рівн Нернста у ступенях, які відповід стехіометр коеф р-ції. Якщо в напір-цію входять йони водню, ліганду або інш част їх активн теж включ в рівн Нернста. Кільк хар сили спорідн йонів або атомів з електроном є ОВП. Якщо конц окисн і відн форм = 1моль/л або співвідн конц окисн і відно форм = 1, то потенціал назв стандартним ОВП. Власт ОВП. а) вел стандартн ОВП стосується не менш 1ого е-нта, а сист 2ох йонів завжди необх зазнач до якої зміни ступ ок стос велич потенц. б) ОВП визнач сист природи і залеж від співвіднош конц окисленого і відновл форм йона; в) вел ОВП залеж від к-ності. Збільш конце Н+ веде до підвищ ОВП; г) метали які мають електрон потенц < ніж потенц гідрогенц, то при взаєм з к-ми витісн з них гідроген; д)всі метали, які мають стандартн ОВП, ніж інш металу витісн його з солей або відновл його йони до нижчих ступ ок. е) найбільш сил відновн та окисн є лужні та лужнозем метали. Найбільш сл є галогени і благородні метали; є) найбільш сил окисн є галогени йони металів і не металів у вищій валентн, і йони благородн метал; ж) викор таблицю потенц можна: 1. Встан які атоми йони або молек є більш сил відновн чи окисн; 2. Визнач напрям реак, який визнач різницею атомів окисн і відновн (назив електроруш силою). Якщо ЕРС вихідн реч реак позит, то можл проходж в напрям продукт реак; з) за доп табл мож розр ЕРС.

28. Окислюв потенцiал i напрям окисл-вiдновле. Рівнов реак повин зміщув зправа на ліво якщо Кр=10-n, а якщо Кр=10+n, то рівнов реак зміщ зліва на право.

29. Конст рiвн окислюв-вiдн реак.

Розглян рівн реак: n2Ox1+n1Red2 → n2Red1 + n2Ox2. Ox1+n1e→Red1. Ox2+n2e→Red2


 

n=n1∙n2.

Отже рівн для конст рівнов показ чим ˃ різниця потенц окисн і відновн тим ˃ конст рівноваги і тим більш повно буде протік реак зліва на право при рівн умовах. Отже конст рівнов дає можлив розрах константу реч при встановл рівнов, але не дозв передб як швидко вона проход.

30. Вплив рН на глибину проходж окислюв-віднов реакц в аналiзi .

У багатьх ОВР особл з участю таких окисн КМnО4 або Н2О2 (які місмять кисень) беспосеред бере участь йон гідрогену у заг випадку реак виглядатиме: Red = Ox + mH+ + nе. Рівн Ернста для цього випадку:

E = Eo + 0,059/n lg([Ox][H+]m/[Red])

Розглян відносно йонів гідрогену:

E = Eo + 0,059/n*lg [Ox]/Red –0,059*lg m/n*pH.

Отже зі зменш рН сила окисника зрост. а)Окислювальна і відн полур-ції не залеж від рН серед. Різниця потенц ∆Eo залиш постійн при зміні кисл-сті сер-ща. Отже і знач Кр залиш не змін. Напр.: Fe3+ + J- = F2+ + J2. б)Окисна полур-ція залеж від рН серед а відн не залеж: EOx =EoOx + 0,059/n1 * lg([Ox1][H+]m/[Red1]). Kp = 10Eo1 n / 0,059 – mpH

m – коеф біля йона гідрогену. Напр.: 5Fe2+ MnO4- + 8H+ = Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O. (m=8). в)Окисн полур-ція не залеж від рН, а відновна залежить: n2Ox1 + ne = n2Red1. n1Red2 – ne = n1Ox2. Kp = 10E0∙ n / 0,059 – lg[H+] =

= 10E0∙n / 0,059 + mpH. J2+H3AsO3+H2O=2J-+H3AsO4+2H+. г)Окисна і відн полур-ції залеж від рН сер-ща: Якщо в рівн О-В полур-ції йони водню вход з одн коеф, то ∆Eo і Кр не залеж від рН серед, але велич ∆Eo зсув в бік більш низьк потенц. Якщо іони водню вход в рівн О-В полур-ції з різн коеф, то реаліз випадок б або в. В рівн підстав конц онів водню в ступені біля конц: m = mok - mвідн

Якщо m>0 викор вип б. Якщо m<0 вик вип в.

31. Методи маскув, розділ i концентр. Осадж та співосадження. Екстракція. Сорбція, орг та неоргі сорбенти, які використ в аналізі. Заг х-ка методiв.

Маскиров – это торможение или полное подавл хим реак в присутст веществ, способ измен ее направл или скорость. При этом не происх образов новой фазы. Различ 2 вида маскир– термодинамич (равновесн) и кинетич (неравнов). При термодинам маскир созд услов, при котор условная константа реак пониж до такой степ, чтореак идет незначит. Конц маскируем компон станов недост для того, что бы надежно зафиксир аналит сигнал. Кинетич маскир основ на увелич разницы между скорост реак маскируем и определяем веществ с одним и тем же реагентом. Для оценки эффективн маскиров польз индексом маскирован. Это lg отношен общей конц мешающ вещества к его конц, оставшейся на связанной. Разделен и концентриров. Необходим раздел и концентриров мож быть обуслов след факт: проба содержит компоненты, мешающ определен; конц определяем компонента ниже предела обнаружения метода; определяем компоненты неравн распред в пробе; Разделение – это операция (процесс), в рез которой компон, составл исходн смесь, отдел один от другого. Концентриров - это операция (процесс), в рез которой повыш отнош конц или к-тва микрокомпонентов к конц или к-тву макрокомпонента. Осажд и соосажд. Осажд, как правило, примен для раздел неорган веществ. Осажд микрокомп органич реагент, и особ их соосажд, обеспеч выс коэфф концентриров. Эти мет использ в комбин с такими мет определ, которые рассчитаны на получ анал сигнала от твердых образцов. Раздел путем осажд основано на различн растворимости соед, преимуществ в водных растворах. Соосажд –єто распред микрокомп между раствором и осадк. Экстракция.– это физик-хим процесс распределен вещества между 2 фазами, чаще всего между 2 несмешивающ жидкост. Так же это процесс массопереноса с хим реак. Экстракц мет пригодны для концентриров, извлеч микрокомп или макрокомп, индивид и группового выдел компон при анализе разнообраз промышл и прир объектов. Экстракция позв изуч сост веществ в растворе при разл услов, опред физико-хим х-ки. Сорбция. хорошо использ для раздел и концентриров веществ. Сорбционные мет обычно обеспеч хорошую селективн раздел, выс знач коэфф концентриров. Сорбция – процесс поглощ газов, паров и раствор веществ тверд или жидкими поглотителями на тверд носителе (сорбентами).





Реферат на тему: Відповіді на питання з предмету "Аналітична хімія" (шпора)


Схожі реферати



5ka.at.ua © 2010 - 2016. Всі права застережені. При використанні матеріалів активне посилання на сайт обов'язкове.    
.